Le fil de fer transformé en cuivre

Il s'agit de transformer un fil de fer de couleur habituelle en un fil de cuivre de couleur rosée.

Sommaire

Outre les précautions en chimie qui sont d'usage, cette expérience comporte les attentions suivantes :

Les sels métalliques (ici sulfate de cuivre) peuvent être nocifs au contact avec la peau. Bien se laver les mains après l'expérience.
Ne pas réutiliser le récipient autrement que pour faire des expériences.

Préparer une solution aqueuse de sulfate de cuivre : 2 cuillères à café dans un verre d'eau.
Plonger le fil de fer, préalablement décapé, dans la solution. Celui-ci change de teinte en quelques secondes et prend la couleur rosée caractéristique du cuivre métallique.
Laisser le fil de fer tremper quelques heures dans la solution, celui-ci se recouvre totalement de cuivre.

La très simple réaction d'oxydo-réduction a transformé le fer métallique solide Fe(s) en cations Fe²⁺ et inversement, les cations cuivres Cu²⁺ contenus dans la solution se sont transformés en cuivre métallique solide Cu(s). Il y a eu un échange d'électrons entre les espèces chimiques. La couleur rosée est due au cuivre sous sa forme métallique.

Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s)

En réalité, le fil de fer n'est "transformé" en cuivre qu'en surface, et non dans toute sa masse.

On peut prévoir si une réaction chimique pourra se faire par échange d'électrons grâce aux potentiels standards d'oxydo-réduction. Ici nous avons :
- Le cation Cu²⁺ qui apparaît comme oxydant avec un potentiel de +0,34 V. Sa demi-réaction est :

Cu²⁺ + 2 e^– ⇄ Cu(s) E⁰_Cu²⁺/Cu = +0,34 V

- Le fer métallique Fe(s) qui apparaît comme réducteur avec un potentiel de –0,44 V. Sa demi-réaction est :

Fe²⁺ + 2 e^– ⇄ Fe(s) E⁰_Fe²⁺/Fe = –0,44 V

mais aussi dans cet autre couple :

Fe³⁺ + 3 e^– ⇄ Fe(s) E⁰_Fe³⁺/Fe = –0,04 V

La réaction thermodynamiquement favorisée est celle ayant le plus grand écart entre les potentiels standards, soit :

Fe(s) + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu(s)

Lorsqu'on désire recouvrir une pièce métallique par un autre métal mais que la réaction ne se fait pas d'elle-même, on utilise une technique différente : l'électrolyse. Dans ce cas, on "force" la réaction chimique à se réaliser en imposant un potentiel électrique au moyen d'électrodes : une des électrodes est la pièce à recouvrir, l'autre est le métal à déposer. Les deux électrodes plongent dans une solution conductrice appelée électrolyte.